S-елементи ііа групи. Берилій, Магній І лужноземельні елементи р-Елементи іііа групи. Бор І Алюміній




Дата конвертації08.12.2018
Розмір51 Kb.
  • s-елементи ІІА групи. Берилій, Магній і лужноземельні елементи. р-Елементи ІІІА групи. Бор і Алюміній.
  • підготувала к.х.н., доц. Демид А.Є.
  • Атомний номер
  • Назва
  • Атомний радіус, нм
  •  г/см3
  • tпл. С
  • tкип. С
  • ЕН
  • Атомний номер
  • 4
  • Берилій Be
  • [He] 2s2
  • 9,01
  • 1,86
  • 1283
  • 2970
  • 1,5
  • +2
  • 0,113
  • 11
  • Магній Mg
  • [Ne]3s2
  • 24,3
  • 1,74
  • 649,5
  • 1120
  • 1,2
  • +2
  • 0,16
  • 19
  • Кальцій Ca
  • [Ar] 4s2
  • 40,08
  • 1,54
  • 850
  • 1487
  • 1,0
  • +2
  • 0,2
  • 27
  • Стронцій Sr
  • [Kr] 5s2
  • 87,62
  • 2,67
  • 770
  • 1367
  • 1,0
  • +2
  • 0,213
  • 55
  • Барій Ba
  • [Xe] 6s2
  • 137,34
  • 3,61
  • 710
  • 1637
  • 0,9
  • +2
  • 0,25
  • 87
  • Радій Ra
  • [Rn] 7s2
  • 226
  • 6
  • 700
  • 1140
  • 0,9
  • +2
  • Властивості елементів ІІА групи

Зовнішній вигляд металів ІІА групи

  • Be
  • Фізичні властивості
  •  Метали ІІА групи (в порівнянні з лужними металами) володіють вищими t°пл. і t°кип., потенціалами іонізації, щільністю і твердістю.
  •   Знаходження в природі
  •  Be 3BeO • Al2O3 • 6SiO2 – берил
  •  Mg MgCO3 – магнезит
  • CaCO3 • MgCO3 – доломіт
  • KCl • MgSO4 • 3H2O – каїніт
  • KCl • MgCl2 • 6H2O – карналіт
  • Ca CaCO3 – кальцит (вапняк, мармур і ін.)
  • Ca3(PO4)2 – апатит
  • CaSO4 • 2H2O – гіпс
  • CaSO4 – ангідрит
  • CaF2 – плавиковий шпат (флюорит)
  •  Sr SrSO4 – целестин
  • SrCO3 – стронціаніт
  •  Ba BaSO4 – барит
  • BaCO3 – вітерит
  • Отримання
  •  Берилій отримують відновленням фториду:
  •  BeF2 + Mg  (t°)→  Be + MgF2
  •  Барій отримують відновленням оксиду:
  •  3BaO + 2Al (t°)→  3Ba + Al2O3
  •  Решта металів отримує електролізом розплавів хлоридів:
  •  CaCl2 Ca + Cl2
  • катод: Ca2+ + 2e → Ca0
  • анод: 2Cl- – 2e → Cl02
  •  Хімічні властивості
  • Метали головної підгрупи II групи - сильні відновники; у сполуках проявляють тільки ступінь окислення +2. Активність металів і їх відновна здатність збільшується в ряду: –Be–Mg–Ca–Sr–Ba→
  •  1.  Реакція з водою.
  • У звичайних умовах поверхня Be і Mg покриті інертною оксидною плівкою, тому вони стійкі по відношенню до води. На відміну від них Ca, Sr і Ba розчиняються у воді з утворенням гідроксидів, які є сильними основами:  Mg + 2H2O  (t°)→  Mg(OH)2 + H2
  • Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2
  • 2.  Реакція з киснем. Всі метали утворюють оксиди RO, барій-пероксид – BaO2: 2Mg + O2 → 2MgO
  • Ba + O2 → BaO2
  •  3.  З іншими неметалами утворюються бінарні сполуки:
  • Be + Cl2 → BeCl2 (галогеніди)
  • Ba + S → BаS (сульфіди)
  • 3Mg + N2 → Mg3N2 (нітриди)
  • Ca + H2 → CaH2 (гідриди)
  • Ca + 2C → CaC2 (карбіди)
  • 3Ba + 2P → Ba3P2 (фосфіди)
  •  Берилій і магній порівняно поволі реагують з неметалами. 
  • 4.  Всі метали розчиняються в кислотах:
  •  Ca + 2HCl → CaCl2 + H2
  • Mg + H2SO4(розв.)→ MgSO4 + H2
  •  Берилій також розчиняється у водних розчинах лугів:
  •  Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4]+ H2
  •  5.  Якісна реакція на катіони лужноземельних металів – забарвлення полум'я в наступні кольори:
  • Ca2+ - темно-оранжевий
  • Sr2+- темно-червоний
  • Ba2+ - ясно-зелений
  •  Катіон Ba2+ зазвичай відкривають обмінною реакцією з сульфатною кислотою або її солями: Ba2+ + SO42- = BaSO4↓(білий осад)
  • Сульфат барію – білий осад, нерозчинний в мінеральних кислотах. 
  • Ca2+
  • Ba2+
  • Sr2+
  • Реакції лужноземельних металів
  • Схеми деяких реакцій кальцію
  • Оксиди металів ІІА групи
  •  Отримання
  •  1)  Окислення металів (окрім Ba, який утворює пероксид)
  • 2)  Термічне розкладання нітратів або карбонатів
  •  CaCO3  (t°)→  CаO + CO2
  • 2Mg(NO3)2 (t°)→  2MgO + 4NO2 + O2
  •  Хімічні властивості
  •  Типові основні оксиди. Реагують з водою (окрім BеO), кислотними оксидами і кислотами
  •  MgO + H2O → Mg(OH)2
  • 3CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2
  • BeO + 2HNO3 → Be(NO3)2 + H2O
  •  BeO - амфотерний оксид, розчиняється в лугах:
  •  BeO + 2NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4]
  • Гідроксиди металів ІІА групи R(OH)2
  •  Отримання
  • Реакції лужноземельних металів або їх оксидів з водою: Ba + 2H2O → Ba(OH)2 + H2
  • CаO(негашене вапно)+ H2O → Ca(OH)2(гашене вапно)
  •  Хімічні властивості
  •  Гідроксиди R(OH)2 - білі кристалічні речовини, у воді розчинні гірше, ніж гідроксиди лужних металів (розчинність гідроксидів зменшується із зменшенням порядкового номера; Be(OH)2 – нерозчинний у воді, розчиняється в лугах. Основність R(OH)2 збільшується із збільшенням атомного номера:
  •  Be(OH)2 – амфотерний гідроксид, Mg(OH)2 – слабка основа,  решта гідроксидів - сильні основи (луги).
  •  1)  Реакції з кислотними оксидами:  Ca(OH)2 + SO2 → CaSO3↓ + H2O
  • Ba(OH)2 + CO2 → BaCO3 ↓ + H2O
  •  2)  Реакції з кислотами:
  •  Mg(OH)2 + 2CH3COOH → (CH3COO)2Mg + 2H2O
  • Ba(OH)2 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + 2H2O
  •  3)  Реакції обміну з солями:  Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4↓ + 2KOH
  •  4)  Реакція гідроксиду берилію з лугами:
  •  Be(OH)2 + 2NaOH → Na2[Be(OH)4] 
  • Характерні реакції іонів Mg2+
  • Натрій або амоній гідрогенфосфат (фармакопейна реакція) з іонами Mg2+, якщо є водний розчин аміаку і NH4Cl, утворює білий кристалічний осад MgNH4PO4  6H2O: Mg2+ + HPO42– + NH3 + 6H2O = MgNH4PO4  6H2O.
  • Сіль амонію додають для того, щоб не випав осад Mg(OH)2. Реакції заважають іони Ba2+, Ca2+ та інших важких металів.
  • Характерні реакції іонів Ва2+
  • Калій хромат або біхромат утворюють з іонами Ва2+ жовтий кристалічний осад Барій хромату, нерозчинний в ацетатній кислоті, але розчинний у мінеральних кислотах: Ва2+ + CrО42– = ВаCrО4;
  • 2Ва2+ + Cr2О72– + H2O = 2ВаCrО4 + 2Н+.
  • Розглянута реакція є характерною для іонів Ba2+, і її застосовують не тільки для виявлення Барію, але і для відокремлення його від іонів Sr2+ та Ca2+.
  • Амоній карбонат осаджує з нейтральних або лужних розчинів солей Барію білий аморфний осад BaCO3, який під час нагрівання переходить у кристалічний: Ba2+ + CO32– = BaCО3.
  • Барій карбонат розчиняється в ацетатній та мінеральних (крім H2SO4) кислотах.
  • Сульфатна кислота (розведена) і розчинні сульфати (фармакопейна реакція за ДФУ ХІ) осаджують з розчинів солей Барію білий дрібнокристалічний осад BaSO4: Ba2+ + SO42– = BaSO4.
  • Реакція забарвлення полум’я. Леткі солі Барію, наприклад BaCl2, Ba(NO3)2 та інші забарвлюють безбарвне полум’я в жовто-зелений колір.
  • Характерні реакції іонів Sr2+
  • Мікрокристалоскопічна реакція. Іони Sr2+ з іонами Cu2+ в ацетатному середовищі у присутності Калій нітриту утворюють синьо-зелені кристали кубічної форми:
  • Sr2+ + Cu2+ + 6NO2– + 2K+  K2Sr[Cu(NO2)6].
  • Іони Ba2+ і Ca2+ дають кристали зеленого кольору іншої форми.
  • Сульфатна кислота і розчинні сульфати утворюють білий осад SrSO4 практично нерозчинний в кислотах: Sr2+ + SO42– = SrSO4.
  • Виявленню іонів Sr2+ заважають іони Ba2+ та Ca2+, тому що вони осаджуються у вигляді сульфатів.
  • Амоній оксалат з іонами Sr2+ утворює білий осад:
  • Sr2+ + C2O42–  SrC2O4.
  • Осад розчиняється в мінеральних кислотах, а при нагріванні – в концентрованій ацетатній кислоті.
  • Гіпсова вода осаджує іони Sr2+ у вигляді Стронцій сульфату. Осад SrSO4 утворюється при додаванні „гіпсової води” (насичений водний розчин Кальцій сульфату) до розчину, що містить іони Стронцію, оскільки розчинність у воді SrSO4 менша ніж СаSO4. Виділенню осаду сприяє нагрівання; без нагрівання осад виділяється після тривалого стояння:
  • Sr2+ + СаSO4  SrSO4 + Са2+.
  • Характерні реакції іонів Ca2+
  • Амоній оксалат (фармакопейна реакція) утворює з іонами Ca2+ білий кристалічний осад Кальцій оксалату: Ca2+ + C2O42– = CaC2O4.
  • Осад CaC2O4 розчиняється у мінеральних кислотах, але не розчиняється в ацетатній кислоті. Виявленню іонів Ca2+ заважають іони Ba2+ і Sr2+, які утворюють з (NH4)2C2O4 аналогічні осади. Реакцію виконують при pH  3.0-3.5.
  • Мікрокристалоскопічна реакція. Сульфатна кислота, взаємодіючи з розчинними солями Кальцію, утворює характерні білі кристали гіпсу CaSO4  2H2O у формі голок. Можна виявити іони Ca2+ за наявності іонів Ba2+ і Sr2+.
  • Амоній карбонат (NH4)2CO3 осаджує іони Ca2+ у вигляді білого аморфного осаду Кальцій карбонату CaCO3; Ca2+ + CO32– = CaCO3.
  • Кальцій карбонат розчинний в ацетатній та мінеральних кислотах.
  • Сульфатна кислота і сульфати лужних металів осаджують іони Ca2+ тільки з концентрованих розчинів солей Кальцію, утворюючи білий осад CaSO4:
  • Ca2+ + SO42– = CaSO4.
  • Осад Кальцій сульфату легше розчиняється у кислотах, ніж осади BaSO4 і SrSO4. Він також розчиняється у надлишку (NH4)2SO4, утворюючи комплексну сполуку:
  • CaSO4 + (NH4)2SO4 = (NH4)2[Ca(SO4)2].
  • Калій гексаціаноферат (ІІ) (фармакопейна реакція) осаджує іони Кальцію в присутності NH3 і NH4Cl з концентрованих розчинів або в присутності етанолу у вигляді білого осаду Кальцій-амоній гексаціаноферату (ІІ):
  • Ca2+ + 2NH4+ + [Fe(CN)6]4-  Ca(NH4)2[Fe(CN)6]
  • Реакція забарвлення полум’я (фармакопейна реакція). Леткі солі Кальцію забарвлюють безбарвне полум’я пальника в оранжево-червоний колір.
  • Твердість води
  • Постійна
  • (наявність
  • CaSO4, MgSO4,
  • CaCl2 і MgCl2)
  • Тимчасова
  • (наявність
  • Ca(HCO3)2 і Mg(HCO3)2)
  • загальна твердість (жорсткість) води
  • Розрахунок твердасті води
  • Твердість води відображає вміст йонів Мg2+ та Ca2+.
  • [T] = ммоль·екв/л
  • - 1 ммоль⋅екв кальцієвої твердості дорівнює вмісту 20,04 мг Ca2+ в 1 л води;
  • - 1 ммоль⋅екв магнієвої твердості дорівнює вмісту 12,15 мг Mg2+ в 1 л води.
  • Тзаг = ТCa2+ + TMg2+ = Ттимч + Тпост
  • m – маса речовини, мг;
  • МЕ – молярна маса еквівалента речовини;
  • V – об’єм розчину, л.
  • Т = 4 ммоль·екв/л – вода м’ягка;
  • Т > 12 ммоль·екв/л – вода тверда.
  • Тимчасову твердість води усувають кип’ятінням:
  • Ca(HCO3)2 = СаСО3↓ + Н2О + СО2↑
  • Mg(HCO3)2 = MgCO3↓ + Н2О + СО2↑
  • Під час нагрівання йони Са2+ і Mg2+ виводяться з розчину у вигляді нерозчинних карбонатів.
  • Постійну твердість води, зумовлену сульфатами та хлоридами Кальцію і Магнію, неможливо усунути кип’ятінням, оскільки ці солі не розкладаються. Її усувають введенням у воду деяких реагентів — натрій карбонату (кальцинована сода), кальцій гідроксиду (вапняна вода), натрій ортофосфату. Одночасно усувається як тимчасова, так і постійна, тобто загальна твердість води.
  • Наприклад:
  • Ca(HCO3)2 + Са(ОН)2 = 2СаСО3↓ + 2Н2О
  • MgSO4 + Na2СО3 = MgCO3↓ + Na2SO4
  • Ca(HCO3)2 + Na2СО3 = СаСО3↓ + 2NaHCO3
  • 3CaSO4 + 2Na3РО4 = Са3(РО4)2↓ + 3Na2SO4

Хлорофіл

  • Властивості елементів підгрупи алюмінію
  • Атомний номер
  • Назва
  • Електрона конфігурація
  • Атомний радіус, нм
  •  г/см3
  • tпл. С
  • tкип. С
  • ЕН
  • Ступені окиснення
  • Атомний номер
  • 5
  • Бор B
  • [He] 2s22p1
  • 2,35
  • 2300
  • 2550
  • 2,0
  • 8,3
  • +3
  • 0,095
  • 13
  • Алюміній Al
  • [Ne] 3s23p1
  • 2,70
  • 660
  • 2467
  • 1,47
  • 6,0
  • +3
  • 0,143
  • 31
  • Галій Ga
  • [Ar] 3d10 4s24p1
  • 5,91
  • 30
  • 2227
  • 1,6
  • 6,0
  • +3
  • 0,122
  • 49
  • Індій In
  • [Kr] 4d10 5s2 5p1
  • 7,30
  • 156
  • 2047
  • 1.7
  • 5,8
  • +1, +2, +3
  • 0,162
  • 81
  • Талій Tl
  • [Xe]4f145d106s26p1
  • 11,85
  • 303
  • 1457
  • 1,8
  • 6,1
  • +2, +3
  • 0,167
  • а
  • б
  • в
  • г
  • Бор: а – б – кристалічний бор; в – аморфний бор; г – кристалічний бор у вигляді порошку.
  • Фізичні властивості
  •  1.  Із збільшенням атомної маси посилюється металічний характер елементів (В – неметал; інші – метали).
  • 2.  Бор значно відрізняється за властивостями від інших елементів (високі т.пл., т.кип., твердість; інертність). Решта елементів – легкоплавкі метали, In і Tl - дуже м'які. 
  • БОР
  • Бор очолює третю групу періодичної системи і є “типовим” для неї. Проте властивості бору відрізняються від його важких аналогів. Хімічні і фізичні властивості бору і його складних сполук, в склад яких він входить, зближують його не з алюмінієм, а з силіцієм (діагональна подібність). Тут діє правило діагоналі – спостерігається подібність у властивостях простих і складних сполук бору, який має менший розмір атома і менший ступінь окиснення (+3), і силіцію, який має більші розміри, але і більший ступінь окиснення (+4).
  • Електронна оболонка бору має таку будову: 1s22s22p1. Як неметал, бор схильний утворювати ковалентні зв’язки.
  • Для не збудженого атома бору характерна така електронна структура:
  • При утворенні хімічних сполук у атома бору проходять такі зміни – один електрон з 2s-енергетичного підрівня переходить на 2р-підрівень:
  • Сполуки бору відомі з часів алхіміків. В ті часи застосування знаходила бура, яку, можливо, добували з озерних відкладів. Бор вперше отримав Гей-Люссак і Генар в 1808р.
  • В залежності від умов синтезу одержують аморфний або кристалічний бор. Аморфний бор має вигляд коричневого порошку, кристалічний бор – сіро-чорний, з металічним блиском. Твердість кристалічного бору майже така як у алмазу.
  • Аморфний бор отримують за реакціями:
  • B2O3 + 3Mg  3MgO + 2B
  • Na2B4O7 + 12Na  4B + 7Na2O
  • Кристалічний бор отримують піролізом ВJ3, термолізом або відновленням BBr3 воднем на танталовій нитці при 1300-15000С, а також кристалізацією розплаву аморфного бору (наприклад, із розплаву Al)
  • У промисловості бор добувають із природних боратів. Переробка колеманіту або інвоїту проводять лужним методом з видобутком бури:
  • 2Ca2B6O11 + 4Na2CO3 + H2O  3Na2B4O7 + 4CaCO3 + 2NaOH
  • Кислотний спосіб (переробки борациту) дає в якості кінцевого продукту ортоборну кислоту:
  • Mg3B8O15 + 6HCl + 9H2O  8H3BO3 + 3MgCl2
  • Бор хімічно інертний. З киснем він реагує при температурі вищій за 7000С з утворенням борного ангідриду: 4В + 3О2  2В2О3. При ще вищій температурі бор реагує з азотом: 2B + N2  2BN, з хлором: 2B + 3Cl2  2BCl3.
  • При високих температурах В відновлює різні оксиди (СО2, Р2О5), з металами взаємодіє з утворенням боридів. Розбавлені кислоти на бор не діють. Нітратна кислота окиснює бор до ортоборної кислоти. Сплавлення бору з лугами в присутності окисника приводить до одержання боратів. Перегріта водяна пара взаємодіючи з бором дає В2О3 і Н2: 2В + 3Н2О  3Н2 + В2О3.
  • Гідриди бору, або борани, мають склад, подібний із складом вуглеводнів. Так, отримані борани насиченого (BnH2n+2) і ненасиченого (BnHn) рядів. Борани отримують дією кислот і води на бориди деяких металів. Наприклад, так званий метод Штока полягає в обробці Mg3B2 або Be3B2 хлоридною кислотою:
  • Mg3B2 + 6HCl  B2H6 + 3MgCl2.
  • Борани – безколірні гази і летючі рідини, рідше тверді речовини. Вони неприємно пахнуть, отруйні. По реакційній здатності борани схожі до силанів. На повітрі суміш боранів самозапалюється з утворенням Н2О і В2О3, а при їх взаємодії утворюється борна кислота і молекулярний водень:
  • В2Н6 + 6Н2О  2Н3ВО3 + 3Н2
  • Іншим важливим проявом здатності боранів до донорно-акцепторного зв’язку є отримання борнітрогенових сполук. Прикладом може бути реакція:
  • 3В2Н6 + 6NH3  2B3N3H6 + 12H2 (в скляній запаяній ампулі)
  • Боразол (B3N3H6) інакше називають неорганічним бензолом, температура плавлення = –580С, т. кип.=550С Його будову передає формула:
  • ОКСИГЕНОВМІСНІ СПОЛУКИ БОРУ
  • До числа найважливіших кисневмісних сполук бору відноситься ортоборна кислота Н3ВО3. Це безколірні, пластинчаті, блискучі кристали, які розкладаються при температурі вищій за 1850С. При нагріванні ортоборна кислота піддається дегідратації:
  • Н3ВО3  НВО2 + Н2О
  • 4НВО2  Н2В4О7 + Н2О
  • Н2В4О7  2В2О3 + Н2О
  • Процес дегідратації Н3ВО3 оборотний.
  • Кристалічна борна кислота
  • 3% розчин борної кислоти (антибактеріальний засіб)
  • Структурна формула борної кислоти
  • Леткі сполуки Бору забарвлюють безбарвне полум’я пальника в зелений колір.
  • Тетраборат- і метаборат-іони в присутності сульфатної кислоти з етанолом утворюють борно-етиловий ефір:
  • B4O72– + 2H+ + 5H2O = 4H3BO3;
  • B(OH)3 + 3C2H5OH = B(OC2H5)3 + 3H2O.
  • Борно-етиловий ефір – летка сполука і тому забарвлює полум’я в характерне зелене забарвлення.
  • За сучасними даними борна кислота одноосновна. Вважають, що краще її будову передає формула В(ОН)3, а не Н3ВО3. Тому що, кислотність викликана не депротонізацією (відщепленням іону водню), а приєднанням гідроксильного іону із води:
  • В(ОН)3 + Н2О  В(ОН)4– + Н+
  • Ортоборна кислота являє собою типовий слабкий електроліт. Кислотні властивості виражені слабко. Раніше дисоціацію Н3ВО3 розглядали, як дисоціацію трьохосновної кислоти:
  • Н3ВО3  Н+ + Н2ВО3–  2Н+ + НВО32– 3Н+ + ВО33–
  • Відповідно константи кислотної дисоціації: К/=7.310–10, К//=210–13, К///=210–14.
  • На відміну від дуже слабкої ортоборної кислоти тетраборна кислота Н2В4О7 проявляє властивості кислоти, по силі рівній оцтовій кислоті: К/=210–4, К//=210–5. Це дозволяє розглядати кислотні властивості тетраборної кислоти як результат звичайної депротонізації:
  • Н2В4О7  2Н+ + В4О72–.
  • Різниця у величинах 1 і 2 констант дисоціації у Н2В4О7 складає лише один порядок. Тому відщеплення першого і другого протонів проходить майже одночасно, внаслідок чого утворюються лише двохзаміщені солі типу бури Na2B4O7.
  • Солі борних кислот – борати – мають різний склад в залежності від мольного співвідношення в тому чи іншому борати оксидів лужного металу і бору:
  • Ортоборати Na3ВО3, або 3Na2ОВ2О3
  • Метаборати NaВО2, або Na2ОВ2О3
  • Тетраборати Na2В4О7, або Na2О2В2О3
  • Бура Бура (борат натрію) — кристали, температура плавлення бури — tпл = 60,8°С. В природі — мінерал, класу боратів, хімічний осад бороносних соляних озер. Кристали бури — прозорі, без кольору, мають жирний блиск, розчинні у воді.
  • Бор утворює всі чотири тригалогеніди. При звичайних умовах це газоподібні речовини або легкоплавкі рідини. Всі тригалогеніди бору мають структуру плоского трикутника з атомом бору в центрі.
  • Тригалогеніди добувають:
  • 2B + 3F2  2BF3
  • B2O3 + 3C + 3Cl2  2BCl3 + 3CO.
  • Галогеніди бору при гідролізі утворюють дві кислоти:
  • BCl3 + 3H2O  B(OH)3 + 3HCl
  • 2BF3 + 3H2O  B(OH)3 + HBF4 + 2HF.
  • Тетрафтороборна кислота сильніша за плавикову (HF). При спробі виділити HBF4 з розчину вона розпадається на HF і BF3. Проте солі тетрафтороборної кислоти – тетрафтороборати – стійкі.
  • Характерні реакції B4O72–- і BO2–-іонів.
  • Барій хлорид утворює з тетраборат-іонами білий осад Ba(BO2)2:
  • B4O72– + Ba2+ + 3H2O = Ba(BO2)2 + 2H3BO3.
  • Осадження B4O72–-іона досягається лише в сильнолужному середовищі:
  • 2H3BO3 + 2OH– + Ba2+ = Ba(BO2)2 + 4H2O.
  • Осад Барій метаборату розчиняється в кислотах:
  • Ba(BO2)2 + 2H+ + 2H2O = Ba2+ + 2H3BO3.
  • Забарвлення полум’я. Леткі сполуки Бору забарвлюють безбарвне полум’я пальника в зелений колір.
  • Тетраборат- і метаборат-іони в присутності сульфатної кислоти з етанолом утворюють борно-етиловий ефір:
  • B4O72– + 2H+ + 5H2O = 4H3BO3;
  • B(OH)3 + 3C2H5OH = B(OC2H5)3 + 3H2O.
  • Борно-етиловий ефір – летка сполука і тому забарвлює полум’я в характерне зелене забарвлення.
  • Алюміній металічний
  • Ga
  • In
  • АЛЮМІНІЙ
  • Типовим елементом-металом ІІІ групи є алюміній. Його легкий аналог – бор відноситься до елементів-неметалів. Важкими аналогами алюмінію є скандій, ітрій, лантан і лантаніди (лантаноїди) – 17 елементів, які об’єднують під загальною назвою рідкоземельні елементи.
  • Назва “алюміній” італійського походження: біля італійського міста Чівітавек’я знайдено поклади мінералу алуніту (Na, K)2SO4Al2(SO4)3. Прожарюванням алуніта одержували квасці K2SO4Al2(SO4)324H2O. Римляни квасці називали alumen, звідси – алюміній.
  • Алюміній – непарний елемент, його порядковий номер 13. В алюмінію є один стабільний ізотоп 2713Al, всі інші – радіоактивні.
  • Основним джерелом для виробництва алюмінію є мінерал боксит (гідроксид алюмінію), частково дегідратований. Боксит – осадова порода. Його склад описується формулою Al2O3 zH2O (z2).
  • Велика кількість алюмінію входить до складу різновидностей глини (вторинний мінерал). Основою глини є каолініт Al2O32SiO22H2O.
  • Добування металічного алюмінію електрохімічним методом
  • Технологічна стадія підготовки сировини:
  • 1)очищення бокситу Al2O3zH2O від домішок заліза і SiO2;
  • 2) очищений розчин алюмінату натрію розбавляють водою для гідролізу: Na[Al(OH)4] + H2O  NaOH + Al(OH)3 і піддають “викручуванню”;
  • 3) фільтрація кристалічного гідроксиду Al(OH)3aq і термічна обробка при температурі 1100-12000С  Al2O3;
  • 4) електроліз Al2O3 (проводять при температурі 900-9500С; склад електроліту: 85-90% Na3AlF6, 10-15% Al2O3, сила струму 130000 А, напруга 4-5В) з метою одержання металічного алюмінію.
  • Фізічні властивості алюмінію
  • Проста речовина алюміній являє собою сріблясто-білий метал, дуже легкий (питома маса = 2.7 г/см3), легкоплавкий (т.пл=6580С). Алюміній в чистому вигляді – м’який метал, який витримує навантаження 6 кг/см2.
  • Хімічні властивості алюмінію
  • Алюміній, взаємодіючи з водою, витісняє водень:
  • 2Al + 6H2O  2Al(OH)3 + 3H2
  • На поверхні алюмінію є оксидна плівка:
  • 4Al + 3O2  2Al2O3
  • Завдяки високій спорідненості металічного Al до кисню, алюміній має яскраво виражені відновні властивості. Бекетов запропонував ще в 60-х роках минулого століття використовувати порошок алюмінію для відновлення металів із оксидів (алюмотермія).
  • Al взаємодіє з водою в присутності лугів:
  • Al + 3H2O  Al(OH)3 + 3/2H2
  • Утворення розчинних гідрокомплексів зміщує рівновагу такої реакції вправо і прискорює її протікання:
  • Al(OH)3 + KOH  K[Al(OH)4]
  • Складні сполуки алюмінію
  • Типовими кисневими сполуками Al (III) є оксид алюмінію Al2O3; гідроксид алюмінію Al(OH)3 і алюмінати.
  • Оксид алюмінію (ІІІ) має кілька кристалічних модифікацій. Найважливіша модифікація - Al2O3 – корунд. Він плавиться при 2070С і кипить при 35000С. За шкалою Мооса твердість корунду 9. Хімічна інертність висока, що дозволяє використовувати корундові тиглі при проведенні лабораторних експериментів в жорстких умовах. Сильно прожарений корунд майже не взаємодіє з водою.
  • Al2O3 належить до класичних амфотерних оксидів і дає два види сполук:
  • 1) солі, в яких Al (ІІІ) виконує роль катіона;
  • 2) алюмінати, де Al (ІІІ) виконує роль аніоноутворювача.
  • Гідроксид алюмінію (ІІІ) добувають взаємодією розчинних солей Al(III) з аміаком: Al2(SO4)3 + 6NH4OH  2Al(OH)3 + 3(NH4)2SO4
  • Гідроксид Al(OH)3 погано розчиняється у воді, через його полімеризацію. При зберіганні відбувається “старіння” внаслідок протікання процесів оляції і оксоляції:[Al(OH)3]n  [AlO(OH)]n + nH2O
  • [AlO(OH)]n  1/2nAl2O3 + 1/2nH2O
  • Старіння Al(OH)3 супроводжується зменшенням реакційної здатності. Гідроксид Al(OH)3 розчиняється в кислотах і лугах, що свідчить про його амфотерність. Розчинення в кислотах є наслідком процесу нейтралізації: 2Al(OH)3+3H2SO4Al2(SO4)3+ 6H2O
  • Розчинення в лугах є наслідком процесу комплексоутворення, причому іони гідроксилу виконують роль ліганду:
  • Al(OH)3 + KOH  K[Al(OH)4] або Al(OH)3 + 3KOH  K3[Al(OH)6]
  • Склад алюмінатів в розчині спрощено виражають формулами MеAlO2, Mе3AlO3 і т.д. Алюмінати типу МеАlO2 утворюються при спіканні гідратованого в розчині Al(OH)3 з лугами або содою:
  • 2Al(OH)3 + Na2CO3  2NaAlO2 + CO2 + 3H2O
  • Алюмінати, які синтезували шляхом спікання, під дією води перетворюються в гідроксоалюмінати:
  • NaAlO2+4H2O Na[Al(OH)4(H2O)2]
  • Солі алюмінію (ІІІ)
  • Безводні солі алюмінію за властивостями і будовою відрізняються від відповідних гідратів. Наприклад, хлорид Al (ІІІ), який в безводному стані більш схожий на хлорангідрид, чим на сіль; безводний AlCl3 характеризується координаційним числом 4.
  • Розчиняючись у воді, галогеніди Al (ІІІ) піддаються гідролізу. При нагріванні відповідних гідратів відбувається гідроліз:
  • [Al(H2O)6]Cl3  Al(OH)3 + 3HCl + 3H2O
  • з поступовим перетворенням Al(ОН)3 в Al2О3.
  • Солі Al (ІІІ), утворені слабкими кислотами, піддаються гідролізу, й існувати в гідратованому стані не можуть. Із водних розчинів, які містять, наприклад, AlCl3 i Na2S сульфід алюмінію добути не можливо. Дійсно, AlCl3 i Na2S, сумісно перебуваючи у водному розчині, “доводять” гідроліз один одного до кінця, і сульфід Al2S3 не утворюється:
  • 2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O  2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl
  • Бінарні сполуки Al
  • AlCl3 + 3LiH  AlH3 + 3LiCl;
  • 4LiH + AlCl3  Li[AlH4] + 3LiCl;
  • Li[AlH4] + 4H2O  4H2 + LiOH + Al(OH)3;
  • Al2O3 + 3Si  2SiO + Al2O (Al2O – газоподібна речовина, реакція проходить при 18000С);
  • AlCl3 + 2Al  3AlCl;
  • AlN + 2NaOH + 6H2O  2Na[Al(OH)4] + 2NH3;
  • AlP + 3H2O  Al(OH)3 + PH3;


База даних захищена авторським правом ©uchika.in.ua 2016
звернутися до адміністрації

    Головна сторінка